Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: Археология Биология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Техника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ? Влияние общества на человека Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления	Главная Избранные Случайная статья Познавательные Новые добавления Обратная связь FAQ Химические свойства щелочноземельных металлов (Ca,Mg) ⇐ ПредыдущаяСтр 3 из 4Следующая ⇒ Кальций Оксид  кальция Серебристо-белый металл Порошок белого цвета Активный металл, окисляется простыми веществами — неметаллами: 2Ca+O2=2CaO Ca+Cl2=CaCl2 Ca+S=CaS Ca+H2=CaH2 Оксид кальция (негашеная известь) проявляет свойства основного оксида: а) взаимодействует с водой с образованием основания: CaO+H2O=Ca(OH)2 б) взаимодействует с кислотными оксидами: CaO+SiO2=CaSiO3 Вытесняет водород из воды: Ca+2H2O=Ca(OH)2+H2↑ Вытесняет металлы из их оксидов (кальциотермия): 2Ca+ThO2=Th+2CaO Получение Разложение электрическим током расплава хлорида кальция: CaCl2=Ca+Cl2↑ Получение оксида — обжиг известняка: CaCO3=CaO+CO2↑   Химические свойства алюминия Алюминий	Соединения алюминия
Оксид алюминия
Серебристо-белый легкий металл	Очень твердый порошок белого цвета
Окисляется на воздухе с образованием защитной пленки: 4Al+3O2=2Al2O3	Амфотерный оксид, взаимодействует: а) с кислотами: Al2O3+6H+=2Al3++3H2O б) со щелочами: Al2O3+2OH–=2AlO2−+H2O
Вытесняет водород из воды: 2Al+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2↑
Взаимодействует с кислотами: 2Al0+6H+=2Al3++3H20↑
Взаимодействует с водным раст-вором щелочи: 2Al+2H2O+2NaOH=2NaAlO2+3H2↑
Вытесняет металлы из их оксидов (алюминотермия): 8Al+3Fe3O4=9Fe+4Al2O3+Q
Получение Разложение электрическим током расплава оксида алюминия (в криолите): 2Al2O3=4Al+3O2↑–3352кДж	Образуется: а) при окислении или горении алюминия на воздухе: 4Al+3O2=2Al2O3 б) в реакции алюминотермии: 2Al+Fe2O3=Al2O3+2Fe; в) при термическом разложении гидроксида алюминия: 2Al(OH)3=Al2O3+3H2O

 

Химические свойства меди

Как и другие металлы побочной подгруппы I группы Периодической системы, медь стоит в ряду активности правее водорода и не вытесняет его из кислот, но реагирует с кислотами-окислителями:

Cu+2H₂SO₄(конц.)=CuSO₄+SO₂↑+2H₂O

Cu+4HNO₃(конц.)=Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O

Под действием щелочей на растворы солей меди выпадает осадок слабого основания голубого цвета — гидроксида меди (II), который при нагревании разлагается на основный оксид CuO черного цвета и воду:

Cu ²⁺ +2 OH –= Cu (OH)₂↓

Cu (OH)₂→ CuO+H₂O

 

Химические свойства цинка

Цинк — один из активнейших металлов, при повышенной температуре реагирует с простыми веществами:

Zn+Cl₂→ ZnCl₂         2Zn+O₂→2ZnO    Zn+S→ ZnS

Цинк вытесняет водород из кислот:

Zn+2Н⁺=Zn2⁺+H₂↑

Гидроксид цинка амфотерен, т. е. проявляет свойства и кислоты, и основания. При постепенном приливании раствора щелочи к раствору соли цинка выпавший вначале осадок растворяется (то же происходит и с алюминием):        ZnSO ₄ +2 NaOH = Zn (OH)₂↓+ Na ₂ SO ₄

                             Zn(OH)₂+2NaOH= Na₂[Zn(OH)₄]

 

Химические свойства хрома

На примере хрома (Cr) можно показать, что свойства переходных элементов меняются вдоль периода не принципиально: происходит количественное изменение, связанное с изменением числа электронов на валентных орбиталях. Максимальная степень окисления хрома +6. Металл в ряду активности стоит левее водорода и вытесняет его из кислот:

Cr+2H⁺=Cr²⁺+H₂↑

При добавлении раствора щелочи к такому раствору образуется осадок Me(OH)₂, который быстро окисляется кислородом воздуха:

4Cr(OH)₂+O₂+2H₂O=4Cr(OH)₃

Ему соответствует амфотерный оксид _Cr2O3. Оксид и гидроксид хрома (в высшей степени окисления) проявляют свойства кислотных оксидов и кислот соответственно. Соли хромовой кислоты (H₂CrO₄) в кислой среде превращаются в дихроматы — соли дихромовой кислоты (H₂Cr₂O₇).

Окисление сопровождается изменением окраски, т.к. соли хроматы желтого цвета, а дихроматы — оранжевого.

2CrO₄²⁻+H⁺ ⇄ Cr₂O₇²⁻+H₂O

Соединения хрома обладают высокой окислительной способностью.

Химические свойства железа

Подобно всем металлам, атомы железа проявляют восстановительные свойства, отдавая при химических взаимодействиях не только два электрона с последнего уровня и приобретая степень окисления +2, но и электрон с предпоследнего уровня, при этом степень окисления повышается до +3.

Железо и его соединения

Железо	Оксиды железа (II) и (III)
Серебристо-белый металл	Проявляют основные свойства, взаимодействуя с кислотами: FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Взаимодействует с простыми веществами: а) горит в кислороде: 3Fe+2O2=Fe3O4 б) реагирует с хлором: 2Fe+3Cl2=2FeCl3 в) взаимодействует с серой: Fe+S=FeS
Реагирует с растворами кислот: Fe+2H+=Fe2++H2↑	Оксид железа (III) проявляет слабые амфотерные свойства, взаимодейст-вуя при нагревании с основными оксидами с образованием ферритов: MnO+Fe2O3=Mn(FeO2)2
Вытесняет водород из воды при сильном нагревании: Fe+H2O=FeO+H2↑
Окисляется в присутствии воды и кислорода воздуха (с образованием ржавчины): 4Fe+6H2O+3O2=4Fe(OH)3
Замещает менее активный металл в растворе его соли: Fe+Cu2+=Fe2++Cu
Получение Восстановление оксидов железа оксидом углерода (II), водородом или алюминием: Fe3O4+4CO=3Fe+4CO2 FeO+H2=Fe+H2O Fe2O3+2Al=2Fe+Al2O3